Termoqumica 2 9 2004

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Termoquímica 2 - 9 - 2004
Química General e
Inorgánica
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Termodinámica

• (Del griego calor y potencia)
• Estudia la energía, el calor, el trabajo y los
  cambios que ellos producen en los estados de los
  sistemas.
• Es una ciencia macroscópica.
• Aisla una parte del universo para su estudio y
  analiza sus propiedades macroscópicas en el
  equilibrio.

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Sistema

• Un sistema es la porción del universo aislada
  para su estudio.
• El sistema más el entorno conforman el universo.

Sistema
Entorno
Universo
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Tipos de sistemas

• Los sistemas se clasifican de acuerdo a la
  capacidad de intercambiar materia y/o energía.

Aislado
Abierto
Cerrado
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Funciones de estado

• Sólo dependen del estado inicial y del estado
  final.

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Funciones de estado

• Ejemplos de funciones de estado Volumen,
  Presión, Temperatura, densidad.
• NO son funciones de estado calor, trabajo.

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Energía interna

• La energía interna es la suma de todas las
  energías de los componentes de un sistema.
• Se simboliza con la letra U.
• Es una función de estado.

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Calor
Alta temperatura

• q C DT

Baja temperatura
Energía como calor
El calor es una manera de transferir energía que
se traduce en un aumento de la temperatura del
sistema.
Sistema
Entorno
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Trabajo

• El trabajo es el producto de la distancia por la
  fuerza que se opone al movimiento.
• En el caso particular del trabajo de expansión
• w - P DV

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Convención de signos
w
q
Sistema
- q
- w
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Primera ley de la termodinámica
Estado final
DU q w La energía interna de un sistema
aislado es constante
D U
Trabajo
Energía interna, U
Calor
Estado inicial
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Termoquímica
Parte de la química que estudia el calor liberado
o absorbido en una reacción química, un cambio de
fase o en la dilución de una solución.
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? Si una reacción química se realiza en un
sistema aislado, su energía total es constante
pero parte de la energía química puede
convertirse en energía térmica o en energía
intermolecular y viceversa.
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Calor
Alta temperatura

• q C DT

Baja temperatura
Energía como calor
El calor es una manera de transferir energía que
se traduce en un aumento de la temperatura del
sistema.
Sistema
Entorno
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Medida del intercambio del calor
La cantidad de calor se mide en Joules (J). La
mayoría de las transferencias de energía se
expresan en kJ.
1 kJ 103 J
Caloría Es la cantidad de calor necesaria para
elevar la temperatura de un gramo de agua en un
grado centígrado.
1 cal 4,18 J
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Capacidad calorífica
Es la cantidad de calor necesaria para elevar la
temperatura del sistema un grado centígrado.
Unidades J /
Calor específico
Es la cantidad de calor necesaria para elevar la
temperatura de un gramo de sustancia un grado
centígrado.
Unidades J / g
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Entalpía

• DH DU P DV
• Representa el calor a presión constante.
• Es una función de estado.

DH 10kJ
DH -10kJ
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Reacción exotérmica
Se libera energía, por lo tanto los productos son
más estables
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Reacción endotérmica
Se requiere energía adicional, por lo tanto los
productos son menos estables
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Cálculo del calor liberado o absorbido
aA bB ?????? qQ rR Hreactivos
Hproductos aHA bHB qHQ
rHR DH Hfinal - Hinicial DH Hproductos -
Hreactivos
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Ecuaciones termoquímicas
Una ecuación química balanceada, con su valor de
?H y especificando las estados físicos de todas
las especies se denomina ecuación
termoquímica. C2H5OH (l) 3O2 (g) ???? 2CO2 (g)
3H2O 1,37 kJ ?H -1,37 kJ
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Estado estándar

• - Debe especificarse el estado de todos los
  reactivos y los productos.
• - El estado estándar se define como
• Presión estándar (P) 101,32 kPa (1atm)
• Para gases, estado de gas ideal
• - NO se especifica la temperatura.

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Estado de referencia
-Las entalpías de los compuestos químicos en sus
estados más estables a P 101, 32 kPa y una
temperatura especificada (en general, T 298 K)
se denomina estado de referencia. -Este es el
estado de referencia para las distintas funciones
termódinamicas. -Distintas condiciones para
sólidos, líquidos, gases y soluciones.
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Ley de Lavoiser y Laplace
P4 (s) 6Cl2 (g) ???? 4 PCl3 (i) ?H -1279
kJ 4 PCl3 (i) ???? P4 (s) 6Cl2 (g) ?H 1279
kJ

• El calor absorbido en la descomposición de un
  compuesto es igual al calor desprendido en su
  formación

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(No Transcript)
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Ley de Hess

• También llamada ley de la suma del calor.
• La variación de entalpía para una reacción es la
  misma tanto si tiene lugar en una o en varias
  etapas

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Entalpía molar de formación
La entalpía molar de formación, ?Hf, de una
sustancia es el cambio de entalpía para la
reacción en la que se forma un mol de la
sustancia en un estado específico a partir de sus
elementos en sus estados más estables. H2 (g)
Br2 (g) ???? 2HBr (g) ?Hf -72,8 kJ a 298
K El valor de ?Hf para cualquier elemento en su
estado de referencia es cero.
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Otros ejemplos

• Entalpía de combustión (calor de combustión)
• Entalpía de neutralización
• Entalpía de disolución
• Entalpía de formación de iones
• Entalpía de cambio de estado

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• Entalpía de combustión

También llamado calor de combustión.
C2H5OH (l) 3O2 (g) ??? 2CO2 (g) 3H2O (l)
?H298 K -1,37 kJ
Los compuestos orgánicos, en presencia de
oxígeno, dan lugar a reacciones de combustión. Es
un proceso de oxidación acompañado de
desprendimiento de energía en forma de luz y
calor.
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• Entalpía de neutralización

Se define como el calor liberado cuando se
neutraliza un Eq de ácido fuerte con un Eq base
fuerte para dar un Eq de sal más agua.
HCl (ac) NaOH (ac) ???? NaCl (ac) H2O ?H298
K -58,2 kJ/Eq
H(ac) OH- (ac) ???? H2O ?H298 K -58,2 kJ/Eq
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• Entalpía de disolución

Se define como el calor liberado por mol de
soluto disuelto.
HCl (g) 5 H2O (l) ???? HCl.5H2O (ac) ?H298 K
-64 kJ
Es el ?H de la disolución de un mol de soluto en
n moles de agua.
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• Entalpía de formación de iones

HCl (ac) ???? H(ac) Cl-(ac)
No es posible medir el ?H de la disolución de un
mol de iones gaseosos, considerados todos como
cargas.
Se define ?H?f 298 K para el H 0
?H?f (HCl, ac) ?H?f (H) ?H?f (Cl-)
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• Entalpía de cambio de estado

También llamado calor latente
H2O (l) ???? H2O (g) ?H298 K 9,7 kcal
Un cambio de fase no se considera propiamente un
proceso químico, sino físico. Es necesario
conocer el valor del calor latente porque es
importante para establecer el estado final de las
sustancias.
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CURVAS DE CALENTAMIENTO
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(No Transcript)
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Energías de enlace
La energía de enlace es la cantidad de energía
necesaria para romper un mol de enlaces de una
sustancia covalente en fase gaseosa, para formar
productos en fase gaseosa a temperatura y presión
constante. H2 (g) 435 kJ ???? 2H(g) ?HH-H
435 kJ ?Hreacción ? enlaces producto - ?
enlaces reactivos (sólo en reacciones en fase
gaseosa)
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2 H H
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?Hreacción ? enlaces formados - ? enlaces rotos
?Hreacción (198 x 1) (103 x 2)? - (98x 4)
(82 x 1)?
?Hreacción (404 - 474) kJ/mol
?Hreacción - 70 kJ/mol
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Calorímetro a presión constante
Termómetro
Agitador de vidrio
Tapa de material aislante
Material aislante
qp kc ?T
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Bomba calorimétrica
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Contenido calórico de los alimentos
La energía contenida en los alimentos se mide en
kcal. Representa el calor liberado por la
combustión del alimento luego de extraer el agua
del mismo.
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Bibliografía
Atkins P.W, Jones L. Química . 3ra edición. Ed
Omega. 1999. ? Capítulo 6.